Conceptos Fundamentales en Química

COEFICIENTE ESTEQUIOMÉTRICO

Ecuaciones ajustadas para que se cumpla la ley de conservación de la masa

Los coeficientes estequiométricos indican el número de moles de cada sustancia

PROCESOS ENDOTÉRMICOS Y EXOTÉRMICOS

Entalpía: cambios térmicos a presión constante, es una función de estado y una propiedad extensiva ya que dependen de la masa del sistema (EXOTÉRMICA: H < 0, ENDOTÉRMICA: H > 0)

ECUACIONES QUÍMICAS

Permiten representar las transformaciones físicas y químicas y la variación de energía (se mide en calorías)

ENTALPÍA DE FORMACIÓN

De un elemento en su estado estable es 0 y de lo contrario es diferente a 0

Forma un mol de compuesto a presión constante de 1 atm y una temperatura de 25 °C

La entalpía de formación a partir de sus elementos es normalmente una reacción exotérmica

REACCIÓN REDOX: transferencia de electrones

(0 a 2) cede 2 e^-, + su e.o (2 a 0) acepta e^-, - e.o

ESTRUCTURA REDOX

• Especie que se oxida: (Agente Reductor cede e^-)
• Especie que se reduce: (Agente Oxidante gana e^-)
• Semirreacción de oxidación: (+ e.o) y se pierde e^-
• Semirreacción de reducción: (- e.o) y se gana e^-

REACCIONES REDOX EN QUÍMICA ORGÁNICA

Oxidación: adición de O al compuesto y eliminación de H

Reducción: adición de H al compuesto y eliminación de O al compuesto

A medida que se oxida el C, disminuye los átomos de H unidos al C

Los alcoholes terciarios no se oxidan

REACCIONES DE OXIDACIÓN DE ALDEHÍDOS

• Con reactivo de Tollens: el reactivo oxida al aldehído y se reduce a sí mismo
• Con licor de Fehling: desaparece el color azul y precipita a rojo

En medio ácido:

ESTADO FÍSICO DEL DISOLVENTE

• Sólido-sólido: aleaciones
• Sólido-líquido: amalgamas
• Sólido-gas: hidrógeno en metales
• Líquido-sólido: azúcar en agua
• Líquido-líquido: alcohol en agua
• Gas-sólido: humo
• Gas-líquido: neblina
• Gas-gas: aire

FACTORES QUE ALTERAN LA SOLUBILIDAD

Temperatura:

• Endotérmico: + solubilidad al + la temperatura: absorbe calor del medio
• Exotérmico: + la temperatura – la solubilidad (mayoría de solutos gas en agua)

Presión: importante en gases, + presión produce + solubilidad de gases en líquidos

UNIDADES DE CONCENTRACIÓN

Mol: mide cantidad de sustancia

Molaridad: mol de soluto / L de disolución

Dilución: disoluciones de menor concentración a partir de disoluciones más concentradas (disolución madre)

% m/m: g de soluto / cada 100 g de disolución

ppm: mg de soluto / kg de disolución: si es sólida: mg/kg de disolución y si es líquida: mg/volumen en L de disolución

g/L: g de soluto / L de solución

TEORÍA ÁCIDO-BASE

Ácidos:

• Sabor agrio
• Corrosivos para la piel
• Enrojecen indicadores
• Disuelven sustancias
• Atacan metales
• Pierden propiedades al reaccionar con bases

Bases:

• Sabor amargo
• Suaves al tacto
• Color azul en indicadores
• Precipitan sustancias
• Disuelven grasas
• Pierden propiedades al reaccionar con ácidos

MÉTODOS PARA DETERMINAR pH

• Indicadores (col lombarda, indicador universal)
• Escala pH, pH metro

PROPIEDADES ÁCIDO-BASE DEL AGUA

• Reacciona como base en presencia de ácido, reacciona como ácido con bases
• Electrolito muy débil, mal conductor, ligera ionización
• Agua anfiprótica

AUTOIONIZACIÓN

Disolución neutra: [H₃O⁺]=[OH^-]=1x10^-7

Ácida: exceso de H⁺: [H₃O⁺] > [OH^-]

Básica: exceso de OH^-: [OH^-] > [H₃O⁺]

CÓMO SE MIDE EL GRADO DE ACIDEZ

Concentraciones de protones o iones hidronio

ESCALA pH

• Izquierda: aumento de acidez (ácido muriático, jugo de limón, Coca-Cola)
• Derecha: aumento de alcalinidad, básica (lejía, amoníaco, pasta dental)
• Neutro: 7 (leche, agua de lluvia, agua destilada)

SOLUCIONES BUFFER

Disolución amortiguadora o tampón, resiste cambios de pH

Buffer ácido: ácido débil y su sal / básico: base débil y su sal

Resistente al cambio de pH al adicionar pequeñas cantidades de ácido o base fuerte

Tiene un pH próximo al pKa del ácido débil o del ácido conjugado

ECUACIÓN DE HENDERSON-HASSELBALCH

Si la concentración de base (aceptor de H⁺) es igual a la del ácido (dador de H⁺) el pH es igual al pKa ya que log 1 = 0

pH = pKa, el par conjugado ácido-base presenta un mayor poder tamponante ya que la concentración del aceptor de protones (base) = a la del dador de protones (ácido) y así se neutralizan los protones si se añade una base

pH < pKa dominan las formas protonadas ya que se encontrarán en medio ácido y por encima de este valor dominan las formas desprotonadas, ya que se encontrarán en medio básico o alcalino

Los organismos vivos mantienen el pH constante por la acción enzimática y metabólica, los fluidos extracelulares contienen pares ácido-base que actúan como amortiguadores. Ejemplo: sangre: pH: 7.35, disolución compleja

AMORTIGUADORES DE LA SANGRE

Un cambio en el pH produce un cambio en la velocidad de reacción, la mayoría de las enzimas tienen un pH óptimo donde se lleva a cabo una velocidad óptima

PRINCIPALES SISTEMAS TAMPÓN EN SANGRE

• Tampón de proteínas
• Tampón fosfato dihidrógeno/fosfato monohidrógeno
• Tampón ácido carbónico/bicarbonato

REGULACIÓN DEL pH EN LA SANGRE

• Si se agrega ácido, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, aumentando la concentración de ácido carbónico.
• Si se adiciona base, el equilibrio se desplaza hacia la derecha al aumentar la concentración de bicarbonato.

Acidosis: la sangre se vuelve demasiado ácida y el pH comienza a disminuir, afectando al sistema nervioso central (coma). pH < 7,35

Alcalosis: entra mucha base en la sangre y el pH sobrepasa 7,45, se produce disminución de la respiración. pH > 7,45